As bases fracas são espécies com pouca tendência a doar elétrons, dissociar-se em soluções aquosas ou aceitar prótons. O prisma com o qual suas características são analisadas é regido pela definição emergida pelos estudos de vários cientistas renomados..
Por exemplo, de acordo com a definição de Bronsted-Lowry, uma base fraca é aquela que aceita de forma muito reversível (ou nula) um íon de hidrogênio H+. Na água, sua molécula HdoisO é aquele que doa um H+ para a base circundante. Se em vez de água fosse um ácido fraco HA, então a base fraca dificilmente poderia neutralizá-lo.
Uma base forte não apenas neutralizaria todos os ácidos do meio ambiente, mas também poderia participar de outras reações químicas com consequências adversas (e mortais)..
É por esta razão que algumas bases fracas, como a magnésia do leite, ou comprimidos de sais de fosfato ou bicarbonato de sódio, são usados como antiácidos (imagem superior).
Todas as bases fracas têm em comum a presença de um par de elétrons ou uma carga negativa estabilizada na molécula ou íon. Assim, o CO3- é uma base fraca contra OH-; e a base que produz menos OH- em sua dissociação (definição de Arrenhius) será a base mais fraca.
Índice do artigo
Uma base fraca pode ser escrita como BOH ou B. Diz-se que sofre dissociação quando as seguintes reações ocorrem com ambas as bases na fase líquida (embora possa ocorrer em gases ou mesmo sólidos):
BOH <=> B+ + Oh-
B + HdoisOU <=> HB+ + Oh-
Observe que embora ambas as reações possam parecer diferentes, elas têm em comum a produção de OH-. Além disso, as duas dissociações estabelecem um equilíbrio, portanto, são incompletas; ou seja, apenas uma porcentagem da base realmente se dissocia (o que não acontece com bases fortes como NaOH ou KOH).
A primeira reação "adere" mais de perto à definição de Arrenhius para bases: dissociação em água para dar espécies iônicas, especialmente o ânion hidroxila OH-.
Enquanto a segunda reação obedece à definição de Bronsted-Lowry, uma vez que B está sendo protonado ou aceita H+ da água.
No entanto, as duas reações, quando estabelecem um equilíbrio, são consideradas dissociações de bases fracas..
A amônia é talvez a base fraca mais comum de todas. Sua dissociação na água pode ser delineada da seguinte forma:
NH3 (ac) + HdoisO (l) <=> NH4+ (ac) + OH- (ac)
Portanto, o NH3 cai na categoria de bases representadas com 'B'.
A constante de dissociação da amônia, Kb, é dado pela seguinte expressão:
Kb = [NH4+] [OH-] / [NH3]
Que a 25 ° C na água é cerca de 1,8 x 10-5. Em seguida, calculando seu pKb se tem:
pKb = - log Kb
= 4,74
Na dissociação de NH3 Este recebe um próton da água, então a água pode ser considerada um ácido de acordo com Bronsted-Lowry.
O sal formado no lado direito da equação é hidróxido de amônio, NH4OH, que é dissolvido em água e nada mais é do que amônia aquosa. É por esta razão que a definição de Arrenhius para uma base é preenchida com a amônia: sua dissolução em água produz íons NH4+ e OH-.
NH3 é capaz de doar um par de elétrons não compartilhados localizados no átomo de nitrogênio; É aqui que entra a definição de Lewis para uma base, [H3N:].
A concentração da solução aquosa da metilamina de base fraca (CH3NHdois) é o seguinte: [CH3NHdois] antes da dissociação = 0,010 M; [CH3NHdois] após dissociação = 0,008 M.
Calcular Kb, pKb, pH e porcentagem de ionização.
Primeiro, a equação de sua dissociação em água deve ser escrita:
CH3NHdois (ac) + HdoisO (l) <=> CH3NH3+ (ac) + OH- (ac)
Seguindo a expressão matemática de Kb
Kb = [CH3NH3+] [OH-] / [CH3NHdois]
Em equilíbrio, considera-se que [CH3NH3+] = [OH-] Esses íons vêm da dissociação de CH3NHdois, então a concentração desses íons é dada pela diferença entre a concentração de CH3NHdois antes e depois da dissociação.
[CH3NHdois]dissociado = [CH3NHdois]inicial - [CH3NHdois]Equilíbrio
[CH3NHdois]dissociado = 0,01 M - 0,008 M
= 0,002 M
Então, [CH3NH3+] = [OH-] = 2 ∙ 10-3 M
Kb = (2 ∙ 10-3)dois M / (8 ∙ 10-dois) M
= 5 ∙ 10-4
Calculado Kb, é muito fácil determinar o pKb
pKb = - log Kb
pKb = - log 5 ∙ 10-4
= 3,301
Para calcular o pH, uma vez que é uma solução aquosa, o pOH deve primeiro ser calculado e subtraído de 14:
pH = 14 - pOH
pOH = - log [OH-]
E uma vez que a concentração de OH já é conhecida-, o cálculo é direto
pOH = -log 2 ∙ 10-3
= 2,70
pH = 14 - 2,7
= 11,3
Para calculá-lo, deve-se determinar o quanto da base foi dissociada. Como isso já foi feito nos pontos anteriores, aplica-se a seguinte equação:
([CH3NH3+] / [CH3NHdois]°) x 100%
Onde [CH3NHdois]° é a concentração inicial da base, e [CH3NH3+] a concentração de seu ácido conjugado. Calculando então:
Porcentagem de ionização = (2 ∙ 10-3 / 1 ∙ 10-dois) x 100%
= 20%
-As bases aminas fracas possuem um sabor amargo característico, presente no peixe e que é neutralizado com a utilização de limão..
-Eles têm uma baixa constante de dissociação, razão pela qual eles causam uma baixa concentração de íons em solução aquosa. Não sendo, por esse motivo, bons condutores de eletricidade.
-Em solução aquosa, eles originam um pH alcalino moderado, razão pela qual mudam a cor do papel de tornassol de vermelho para azul..
-Eles são principalmente aminas (bases orgânicas fracas).
-Alguns são as bases conjugadas de ácidos fortes.
-As bases moleculares fracas contêm estruturas capazes de reagir com H+.
-Metilamina, CH3NHdois, Kb = 5,0 ∙ 10-4, pKb = 3,30
-Dimetilamina, (CH3)doisNH, Kb = 7,4 ∙ 10-4, pKb = 3,13
-Trimetilamina, (CH3)3N, Kb = 7,4 ∙ 10-5, pKb = 4,13
-Piridina, C5H5N, Kb = 1,5 ∙ 10-9, pKb = 8,82
-Anilina, C6H5NHdois, Kb = 4,2 ∙ 10-10, pKb = 9,32.
As bases nitrogenadas adenina, guanina, timina, citosina e uracila são bases fracas com grupos amino, que fazem parte dos nucleotídeos dos ácidos nucléicos (DNA e RNA), onde reside a informação para a transmissão hereditária.
A adenina, por exemplo, faz parte de moléculas como o ATP, principal reservatório de energia dos seres vivos. Além disso, a adenina está presente em coenzimas, como flavina adenil dinucleotídeo (FAD) e nicotina adenil dinucleotídeo (NAD), que estão envolvidos em inúmeras reações de oxidação-redução.
As seguintes bases fracas, ou que podem cumprir uma função como tal, são ordenadas em ordem decrescente de basicidade: NHdois > OH- > NH3 > CN- > CH3COO- > F- > NÃO3- > Cl- > Br- > Eu- > ClO4-.
A localização das bases conjugadas dos hidrácidos na sequência dada indica que quanto maior a força do ácido, menor a força de sua base conjugada..
Por exemplo, o ânion I- é uma base extremamente fraca, enquanto NHdois é o mais forte da série.
Por outro lado, finalmente, a basicidade de algumas bases orgânicas comuns pode ser arranjada da seguinte forma: alcóxido> aminas alifáticas ≈ fenóxidos> carboxilatos = aminas aromáticas ≈ aminas heterocíclicas.
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